Jak zmieniaja sie włsciwosci pierwiastkow wraz ze wzrostem liczby atomowej w grupie litowcow . oblicz mase 5 moli Fe3O4
person
brightness_auto
1 odpowiedź
Układ okresowy pierwiastków zwany jest również TABLICĄ MENDELEJEWA. Dymitr Mendelejew (1834 – 1907) był to rosyjski chemik, profesor chemii technicznej i nieorganicznej uniwersytetu w Sankt Petersburgu, członek PAU. Ten wybitny człowiek jest twórcą PRAWA OKRESOWOŚCI na podstawie, którego w 1869r. ( niezależnie od J. L. Mayera). Zaproponował graficzne zestawienie znanych ówcześnie pierwiastków. Prowadził też badania nad katalizą, ropą naftową i roztworami a także w dziedzinie metroligii. Opracował metodę produkcji prochu bezdymnego.
Prawo okresowości (periodyczności), empiryczne prawo odkryte w 1869r. Stwierdza, że własności chemiczne i fizyczne ulegają cyklicznym zmianą od pierwiastków o niższych masach atomowych do pierwiastków o wyższych masach atomowych (we współczesnym sformułowaniu prawa okresowości masa atomowa została zamieniona liczbą atomową). W tabeli układu okresowego przewidziane były miejsca dla prawdopodobnie istniejących, a nie odkrytych jeszcze pierwiastków. W kilku miejscach przestawiono kolejność pierwiastków, uznając podobieństwo właściwości pierwiastków w tej samej grupie za ważniejsze od ich masy atomowej (np. jod o masie 126,9 u został umieszczony za tellurem o masie 127,6 u aby zgodnie z właściwościami, znaleźć się w tej samej grupie, co fluor, chlor i brom. Mendelejew pozostawił miejsce np. przed glinem, dla eka – glinu lub krzemem dla eka – krzemu. Ponadto na podstawie ich położenia w swojej tabeli określił, jakie powinny być ich przybliżone masy atomowe i właściwości.
Układ okresowy pierwiastków podany przez Mendelejewa składał się z rzędów poziomych (okresów) i pionowych (grup), przy czym grupy tworzyły pierwiastki o zbliżonych własnościach. Puste miejsca zostały pozostawione dla odkrytych później: skandu, galu, germanu, itru, technetu, indu, ceru i renu.
Przykładami własności pierwiastków podlegających prawu okresowości są m.in. objętość atomowa, energia jonizacji, powinowactwo elektronowe, elektroujemność, promień atomowy, promień jonowy, gęstość, własności metaliczne i niemetaliczne, temperatura topnienia i wrzenia, aktywność i inne.
Część grup rozpoczyna się od okresu 1 lub 2. Są to tzw. GRUPY GŁÓWNE. Rozmieszczone są one z lewej i prawej strony układu okresowego i oznaczone są liczbami 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18, tworzące bloki s i p, przy czym pierwiastki z 18 grupy to pierwiastki gazowe o całkowicie zapełnionej ostatniej powłoce elektronowej, nazywane z racji swej bierności chemicznej gazami szlachetnymi.
Pierwiastki grup głównych – bloków s i p zajmują skrajne części tablicy Mendelejewa. W części środkowej znajdują się pierwiastki grup przejściowych ( pobocznych), czyli pierwiastki bloku d. Pierwiastki bloku f zostały wyodrębnione w dwa szeregi u dołu tablicy jako lantanowce (wypełniające orbital 4f)i aktynowce ( wypełniają orbital 5f)
Nazwy grup głównych wywodzą się od nazw pierwiastka w grupie.
1 LITOWCE
Wodór i metale, które z uwagi na dużą reaktywność chemiczną nie występują w stanie wolnym. Najczęściej spotykanymi pierwiastkami w są sód i potas (występują w minerałach)
Inne litowce również występują w minerałach, jednak w znacznym rozproszeniu. Litowce są srebrzystobiałe i bardzo miękkie. Twardość maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej. Litowce maja małą gęstość. Lit jest najlżejszym metalem a sód i potas pływają po wodzie. Temperatury topnienia i wrzenia litowców jest bardzo niska ( np. temp. Topnienia sodu wynosi 98 a wrzenia 881). Właściwości te są konsekwencją dużych promieni atomowych i faktu, że każdy atom dostarcza tylko jednego elektronu do wiązania metalicznego. Litowce we wszystkich związkach występują na +I stopniu utlenienia. Ulegają reakcjom z tlenem, wodą, kwasami, i z innymi niemetalami ( w wodorem bezpośrednio a z innymi po ogrzaniu).
2. BERYLOWCE
Metale srebrzystobiałe należące do 2 grupy układu okresowego. Żaden z berylowców nie występuje w stanie wolnym, gdyż wykazuje dużą reaktywność chemiczną. Występują w minerałach (np. magnezyt, węglan wapnia, marmur, gips), a rad towarzyszy złożom uranu (i został odkryty przez Marie Curie – Skłodowską). Beryl jest stosunkowo twardy, lecz pozostałe berylowce są coraz miększe a miękkość wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej. Wraz ze wzrostem promienia atomowego wzrasta reaktywność i maleje energia jonizacji. Berylowce występują na +II stopniu utlenienia i reagują z tlenem (tworząc tlenki rozpuszczalne w wodzie i przechodzące w kationy), z zasadami, z wodą ( są mniej energiczne od litowców), a wodorotlenkami, kwasami. Rozpuszczone w wodzie powodują jej twardość.
3. BOROWCE
Bor jest pierwiastkiem rzadko występującym a w stanie wolnym wcale nie występuje.. jest niemetalem natomiast pozostałe pierwiastki w tej grupie jak większość metali są srebrzystobiałe. Natomiast glin jest bardzo rozpowszechnionym pierwiastkiem dającym się łatwo walcować, toteż tworzone są z niego przewody elektryczne i druty. Dobrze przewodzi nie tylko prąd elektryczny, ale również ciepło, natomiast jest mało wytrzymały na rozerwanie. Trójelektronowa powłoka walencyjna (s2p1) determinuje maksymalny stopień utlenienia +III, znane są jednak związki borowców na niższych stopniach utlenienia (np.+I w Tl20). Wchodzą w reakcje z tlenem, wodorem, innymi niemetalami, kwasami.
4. WĘGLOWCE
Główny pierwiastek tej grupy – węgiel, jest składnikiem węgli kopalnych, antracytu, węgla kamiennego, węgla brunatnego i torfu. Ponadto wchodzi w skład milionów związków organicznych. Następny po węglu jest krzem, który w stanie wolnym nie występuje, tworzy natomiast krzemionki i glinokrzemionki. German występuje w nieznacznych ilościach i to jedynie w związkach, dlatego został odkryty stosunkowo późno. Cyna również nie występuje w stanie wolnym, natomiast ołów występuje w niewielkich ilościach w postaci rodzimej. W miarę wzrostu liczby atomowej następuje zmiana własności pierwiastków od niemetalicznych do metalicznych ( węgiel jest niemetalem, krzem i german mają własności półmetaliczne, a cyna i ołów są metalami). Wszystkie węglowce są ciałami stałymi. Węgiel występuje w postaci dwóch krystalicznych odmian alotropowych występujących w przyrodzie: diamentu i grafitu. Krzem i german występują tylko w jednej odmianie krystalicznej, której odpowiada sieć krystaliczna diamentu. Ołów ma sieć przestrzenną typową dla metali. Cyna natomiast ma 3 odmiany alotropowe. Węglowce występują głównie na +IV stopniu utlenienia, ale w związkach z metalami i w metanie węgiel występuje na –IV stopniu utlenienia lub, w CO na +II stopniu utlenienia. Niemetale z 14 grupy tworzą połączenia z metalami tzw. Węgliki i krzemionki. Wchodzą w reakcje z tlenem, wodorem, metalami i innymi niemetalami.
5. AZOTOWCE
Głównym pierwiastkiem znajdującym się w tej grupie jest azot, który występuje w stanie wolnym w powietrzu stanowiąc jego 79%, występuje również w minerałach (saletra chilijska, indyjska, wapniowa) oraz jest składnikiem substancji organicznych (białek, aminokwasów itp.), Następnym pierwiastkiem tej grupy jest fosfor, który nie występuje w stanie wolnym, ale w związkach zawierających ortofosforan wapnia. Arsen, antymon i bizmut są mało rozpowszechnione i występują w niewielkich ilościach w stanie wolnym lub w postaci tlenków i siarczków. Wraz ze wzrostem liczby atomowej maleje elektroujemny (niemetaliczny) charakter azotowców i jednocześnie wzrasta charakter metaliczny. Azotowce występują na –III stopniu utlenienia - w związkach z wodorem i metalami, oraz na +III i +V w związkach z niemetalami. Azot występuje na stopniach utlenienia od –III do +V. Wchodzą w reakcje z tlenem, metalami i z innymi niemetalami.
6. TLENOWCE
Tlen – pierwszy pierwiastek z tej grupy występuje w stanie wolnym w powietrzu, ale również znajduje się w minerałach i w wodzie. Stanowi również składnik tkanek roślinnych i zwierzęcych. Siarka występuje w minerałach i samodzielnych złożach. W minerałach: galen, piryt, blena cynkowa, cynober i chelkopirit. Tlen, siarka, i selen są niemetalami, tellur jest półmetalem a polon metalem. Tlenowce wykazują znaczną reaktywność, malejącą ze wzrostem liczby atomowej. Atomy wszystkich tlenowców posiadają 6 elektronów walencyjnych i oktet otrzymują przez uwspólnienie lub przyłączenie dwóch elektronów. Tlen różni się od pozostałych pierwiastków tej grupy, ponieważ posiada znacznie większą elektroujemność, toteż występuje na ujemnych stopniach utlenienia, głównie –II ( lub –I w nadtlenkach). Pozostałe tlenowce występują oprócz na –II stopniu utlenienia również na +IV i +VI. Wchodzą w reakcje z tlenem, wodorem, i innymi niemetalami.
7. FLUOROWCE
Żaden fluorowiec nie występuje w stanie wolnym. Jest to grupa pierwiastków bardzo reaktywnych o dużej elektroujemności. Atomy fluorowców mają aż 7 elektronów walencyjnych, więc łatwo pobierają elektron przechodząc w aniony. W miarę wzrostu liczby atomowej zwiększa się liczba powłok elektronowych fluorowców. Maleje energia uwalniania przy pobieraniu elektronu, zmniejsza się elektroujemność i w konsekwencji reaktywność. Fluor, najbardziej elektroujemny ze wszystkich pierwiastków, występuje zawsze na –I stopniu utlenienia. Pozostałe fluorowce mogą występować na różnych stopniach utlenienia w przedziale od –I do +VII, a głównie na –I, +I, +III, +V i +VII. Wchodzą w reakcje z metalami, tlenem, wodorem, innymi niemetalami, wodą i roztworem halogenku.
8. HELOWCE
To wszystkie gazy zwane szlachetnymi, ich drobiny są jednoatomowe i występują w powietrzu w niewielkich ilościach. Tworzą trwałe związki tylko w temperaturach bardzo niskich (związki helu nie są znane)
Pierwiastki tzw. Grup głównych, należące do okresu n (n – główna liczba kwantowa ostatniej powłoki atomów pierwiastków w tym okresie), zabudowują podpowłokę (n – 1)d, (n=4, 5, 6) noszą nazwę zewnętrznoprzejściowych:
MIEDZIOWCE
CYNKOWCE
SKANDOWCE
TYTANOWCE
WANADOWCE
CHROMOWCE
MANGANOWCE
ŻELAZOWCE
KOBALTOWCE
NIKLOWCE
Natomiast pierwiastki rozbudowujące podpowłokę (n-2)f, (n=6,7) wewnątrzprzejściowych. Szeregi pierwiastków wewnątrzprzejściowych (lantanowców i aktynowców) są zwykle wyłączone poza tablicę właściwą. Lantanowce tworzą najczęściej trójdodatnie kationy w wyniku utraty dwóch elektronów s i jednego elektronu d. Są, więc typowymi metalami. W bloku f spotykane jest częściej niż w innych blokach zjawisko większego podobieństwa w obrębie okresu niż w obrębie grupy. Widocznie odmienna budowa rdzeni w atomie lantanowca i odpowiedniego aktynowca bardziej wpływa na zróżnicowanie cech tych pierwiastków niż pojawienie się nowego elektronu walencyjnego w trzeciej od zewnątrz powłoce. Wniosek ten wypływa między innymi z porównania stopni utlenienia lantanowców i aktynowców w ich stałych związkach.
Pierwiastek chemiczny, zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej. Atomy danego pierwiastka chemicznego mogą się różnić liczbą neutronów, a zatem i masą jądra. Atomy takie nazywamy izotopami danego pierwiastka. Niektóre pierwiastki chemiczne tworzą odmiany alotropowe (alotropia).
Przemiany jednych pierwiastków w inne zachodzą samorzutnie w przypadku pierwiastków promieniotwórczych (promieniotwórczość naturalna), a w przypadku innych pierwiastków tylko w wyniku bombardowania jąder atomowych wysokoenergetycznymi cząstkami (np. protonami, deuteronami, cząstkami α) lub powolnymi neutronami.
Pierwiastki chemiczne najogólniej dzielimy na metale, niemetale i półmetale. Większość z nich występuje we Wszechświecie w związkach chemicznych lub w postaci mieszaniny izotopów. Natomiast pierwiastki chemiczne o liczbie atomowej większej od 92 otrzymywane są w wyniku sztucznych reakcji jądrowych. Obecnie znanych jest 118 pierwiastków (usystematyzowanych w układzie okresowym pierwiastków chemicznych) odpowiadających liczbom atomowym od 1 do 118.
Metale, dobrze przewodzące ciepło i elektryczność pierwiastki chemiczne, odznaczające się zazwyczaj kowalnością i charakterystycznym połyskiem. Mają najczęściej niską elektroujemność, w reakcjach chemicznych wykazują tendencję do oddawania elektronów. W temperaturze pokojowej wszystkie metale, z wyjątkiem rtęci, występują w stałym stanie skupienia (tworzą tzw. kryształy metaliczne).
Na 111 znanych obecnie pierwiastków 88 stanowią metale. Zależnie od gęstości metale dzieli się na metale lekkie oraz metale ciężkie. Z uwagi na położenie w układzie okresowym pierwiastków (wynikające z budowy ich atomów) można je podzielić na metale grup głównych, wraz z cynkowcami, oraz metale przejściowe.
Półmetale, pierwiastki posiadające charakter pośredni pomiędzy metalami i niemetalami: bor, krzem, german, arsen, antymon, selen, tellur. Półmetale są półprzewodnikami.
Niemetale, niepoprawnie metaloidy, pierwiastki chemiczne będące słabymi przewodnikami elektryczności (izolatorami bądź półprzewodnikami) oraz zazwyczaj również ciepła (wyraźnym wyjątkiem jest tu diament).
Tylko nieliczne pierwiastki występują w przyrodzie w stanie atomowym. Większość wiąże się z innymi atomami, tworząc w ten sposób cząsteczki. Mogą to być cząsteczki pierwiastków, zbudowane z takich samych atomów, albo też cząsteczki związków chemicznych, tworzone przez atomy różnych pierwiastków. Takie zachowanie atomów jest zgodne z ich dążnością do uzyskania konfiguracji elektronów na zewnętrznej powłoce elektronowej, zapewniając im minimum energetyczne i bierność chemiczną. Warunek ten jest spełniony, gdy zewnętrzne orbitale atomowe osiągną konfiguracje elektronową nieaktywnych chemicznie pierwiastków grupy 18. Pożądaną konfigurację atomy uzyskują, wchodząc w kontakt z innymi atomami. Dochodzi wówczas do wzajemnego oddziaływania elektronów walencyjnych tych atomów, a takie oddziaływania noszą nazwę wiązania chemicznego.
Według elektronowej teorii wiązań chemicznych, sformułowanej przez Walthera Kossela i Gilberta Newtona Lewisa w 1916r., reagujące ze sobą atomy dążą do uzupełnienia walencyjnej (zewnętrznej) powłoki elektronowej lub do zredukowania do powłoki najbliższego helowca. Pierwiastki tej grupy mają na powłoce walencyjnej 8 elektronów stanowiących tzw. Oktet elektronowy lub jak w przypadku helu- dublet elektronowy. Sposób, a jaki następuje uzupełnianie lub redukcja elektronów walencyjnych, zależy od elektroujemności danego pierwiastka.
Elektroujemność jest miarą zdolności przyciągania elektronów przez atom danego pierwiastka ( w wiązaniu kowalencyjnym). Ilościowo elektroujemność określa się w liczbach według skali ułożonej przez Linusa Carla Paulinga na podstawie wiązań energii między atomami.
Niska elektroujemność cechuje pierwiastki metaliczne, zaś wysoka niemetale. Zgodnie z tym najbardziej metalicznym pierwiastkiem jest cez o elektroujemności 0,7 (lub sztucznie otrzymywany frans – elektroujemność 0,7), który najsłabiej przyciąga elektrony i łatwo oddaje w kontaktach z innymi atomami. Przeciwnie zachowuje się najbardziej elektroujemny fluor, o elektroujemności 4. pierwiastki metaliczne o niskiej elektroujemności nazywa się pierwiastkami, elektrododatnimi, czyli łatwo oddającymi elektrony. Elektroujemność pierwiastków zależy od ich położenia w układnie okresowym.
Elektroujemność skala paulinga
położenie
Atomy poszczególnych pierwiastków tworzą różną liczbę wiązań, od jednego do ośmiu. Liczba wiązań chemicznych, które tworzy atom danego pierwiastka w cząsteczce związku chemicznego, jest nazywana wartościowością formalną. Pierwiastki mogą zmieniać wartościowość w zależności od partnera, z którym tworzy związek chemiczny, lub z zależności od warunków przeprowadzania reakcji ( większość pierwiastków wykazuje zmienną wartościowość).
Podstawę współczesnego układu pierwiastków stanowi ich konfiguracja elektronowa wyznaczająca podział na bloki: s, p, d, f.
- Blok s obejmuje pierwiastki grupy 1 i 2. Atomy tych pierwiastków w zewnętrznej powłoce elektronowej n mają tylko jedną podpowłokę (orbital) s zapełnioną jednym (s1) lub dwoma elektronami (s2)
- Blok p obejmuje pierwiastki grup od 13 do 18. Zewnętrzna powłoka elektronowa n atomów tych pierwiastków składa się z dwóch podpowłok (orbiitali): zapełnionej podpowłoki s (s2) i podpowłoki p, zawierającej od 1 do 6 elektronów (od p1 do p6)
- Pierwiastki grupy 18, kończące kolejne okresy układu, maja zapełnione podpowłoki s (s2 – w przypadku helu) lub podpowłoki s i p (s2p6 – pozostałe pierwiastki grupy)
- Blok d obejmuje pierwiastki grup od 3 do 12. atomy tych pierwiastków w zewnętrznej powłoce elektronowej n mają jedną podpowłokę s zajętą przez 1 lub 2 elektrony. Kolejne elektrony uzupełniają wewnętrzną (n – 1) podpowłokę d, która może przyjąć od 1 do 10 elektronów (od d1 do d10).
- Blok f tworzą lantanowce i aktynowce. W atomach tych pierwiastków, przy zapełnionych powłokach zewnętrznych, kolejne elektrony umieszczone są na wewnętrznej (n – 2) podpowłoce f, tworząc konfiguracje elektronową ( od f4 do f14).
Okresowość fizycznych i chemicznych właściwości pierwiastków spowodowana jest regularnym powtarzaniem się analogicznych konfiguracji walencyjnych. O strukturze układu okresowego decyduje kolejność zapełniania elektronami poszczególnych powłok i podpowłok. Pierwiastki o wspólnej konfiguracji walencyjnej, tworzące grupę, mają zbliżone własności chemiczne. Niewielkie różnice we właściwościach tych pierwiastków uwarunkowane są odmienną budową rdzenia. Wynika z tąd wniosek o dominującym wpływie elektronów walencyjnych na właściwości pierwiastków i drugi wniosek, że budowa rdzenia nie pozostaje bez wpływu na cechy chemiczne, ale wpływ ten jest wielokrotnie słabszy. Masy atomowe pierwiastków nie zmieniają się w sposób okresowy, jak inne właściwości, praktycznie, bowiem nie zależą od liczby elektronów tylko od jądra.
Zmiany wartości promieni atomowych następują periodycznie, mimo że masa atomowa stale wrasta niemal liniowo. Masa atomowa jest, bowiem uzależniona od składu jądra. O objętości atomu decyduje, zatem czynnik zupełnie inny niż masa. W miarę przybywania elektronów rośnie ładunek jądra +Z, elektrony są coraz silniej przyciągane przez jądro i kurczą się rozmiary chmury elektronowej. Dlatego w obrębie okresu następuje systematyczne zmniejszanie się promieni atomowych. Ponowny wzrost promienia atomowego w atomie pierwiastka rozpoczynającego okres jest wywołany pojawieniem się nowej powłoki elektronowej.
Układ Okresowy nie jest układem zamkniętym, ponieważ przewiduje się miejsca dla dalszych pierwiastków, które mogą być w przyszłości odkryte, czy tez wytworzone sztucznie.
Prawo okresowości (periodyczności), empiryczne prawo odkryte w 1869r. Stwierdza, że własności chemiczne i fizyczne ulegają cyklicznym zmianą od pierwiastków o niższych masach atomowych do pierwiastków o wyższych masach atomowych (we współczesnym sformułowaniu prawa okresowości masa atomowa została zamieniona liczbą atomową). W tabeli układu okresowego przewidziane były miejsca dla prawdopodobnie istniejących, a nie odkrytych jeszcze pierwiastków. W kilku miejscach przestawiono kolejność pierwiastków, uznając podobieństwo właściwości pierwiastków w tej samej grupie za ważniejsze od ich masy atomowej (np. jod o masie 126,9 u został umieszczony za tellurem o masie 127,6 u aby zgodnie z właściwościami, znaleźć się w tej samej grupie, co fluor, chlor i brom. Mendelejew pozostawił miejsce np. przed glinem, dla eka – glinu lub krzemem dla eka – krzemu. Ponadto na podstawie ich położenia w swojej tabeli określił, jakie powinny być ich przybliżone masy atomowe i właściwości.
Układ okresowy pierwiastków podany przez Mendelejewa składał się z rzędów poziomych (okresów) i pionowych (grup), przy czym grupy tworzyły pierwiastki o zbliżonych własnościach. Puste miejsca zostały pozostawione dla odkrytych później: skandu, galu, germanu, itru, technetu, indu, ceru i renu.
Przykładami własności pierwiastków podlegających prawu okresowości są m.in. objętość atomowa, energia jonizacji, powinowactwo elektronowe, elektroujemność, promień atomowy, promień jonowy, gęstość, własności metaliczne i niemetaliczne, temperatura topnienia i wrzenia, aktywność i inne.
Część grup rozpoczyna się od okresu 1 lub 2. Są to tzw. GRUPY GŁÓWNE. Rozmieszczone są one z lewej i prawej strony układu okresowego i oznaczone są liczbami 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18, tworzące bloki s i p, przy czym pierwiastki z 18 grupy to pierwiastki gazowe o całkowicie zapełnionej ostatniej powłoce elektronowej, nazywane z racji swej bierności chemicznej gazami szlachetnymi.
Pierwiastki grup głównych – bloków s i p zajmują skrajne części tablicy Mendelejewa. W części środkowej znajdują się pierwiastki grup przejściowych ( pobocznych), czyli pierwiastki bloku d. Pierwiastki bloku f zostały wyodrębnione w dwa szeregi u dołu tablicy jako lantanowce (wypełniające orbital 4f)i aktynowce ( wypełniają orbital 5f)
Nazwy grup głównych wywodzą się od nazw pierwiastka w grupie.
1 LITOWCE
Wodór i metale, które z uwagi na dużą reaktywność chemiczną nie występują w stanie wolnym. Najczęściej spotykanymi pierwiastkami w są sód i potas (występują w minerałach)
Inne litowce również występują w minerałach, jednak w znacznym rozproszeniu. Litowce są srebrzystobiałe i bardzo miękkie. Twardość maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej. Litowce maja małą gęstość. Lit jest najlżejszym metalem a sód i potas pływają po wodzie. Temperatury topnienia i wrzenia litowców jest bardzo niska ( np. temp. Topnienia sodu wynosi 98 a wrzenia 881). Właściwości te są konsekwencją dużych promieni atomowych i faktu, że każdy atom dostarcza tylko jednego elektronu do wiązania metalicznego. Litowce we wszystkich związkach występują na +I stopniu utlenienia. Ulegają reakcjom z tlenem, wodą, kwasami, i z innymi niemetalami ( w wodorem bezpośrednio a z innymi po ogrzaniu).
2. BERYLOWCE
Metale srebrzystobiałe należące do 2 grupy układu okresowego. Żaden z berylowców nie występuje w stanie wolnym, gdyż wykazuje dużą reaktywność chemiczną. Występują w minerałach (np. magnezyt, węglan wapnia, marmur, gips), a rad towarzyszy złożom uranu (i został odkryty przez Marie Curie – Skłodowską). Beryl jest stosunkowo twardy, lecz pozostałe berylowce są coraz miększe a miękkość wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej. Wraz ze wzrostem promienia atomowego wzrasta reaktywność i maleje energia jonizacji. Berylowce występują na +II stopniu utlenienia i reagują z tlenem (tworząc tlenki rozpuszczalne w wodzie i przechodzące w kationy), z zasadami, z wodą ( są mniej energiczne od litowców), a wodorotlenkami, kwasami. Rozpuszczone w wodzie powodują jej twardość.
3. BOROWCE
Bor jest pierwiastkiem rzadko występującym a w stanie wolnym wcale nie występuje.. jest niemetalem natomiast pozostałe pierwiastki w tej grupie jak większość metali są srebrzystobiałe. Natomiast glin jest bardzo rozpowszechnionym pierwiastkiem dającym się łatwo walcować, toteż tworzone są z niego przewody elektryczne i druty. Dobrze przewodzi nie tylko prąd elektryczny, ale również ciepło, natomiast jest mało wytrzymały na rozerwanie. Trójelektronowa powłoka walencyjna (s2p1) determinuje maksymalny stopień utlenienia +III, znane są jednak związki borowców na niższych stopniach utlenienia (np.+I w Tl20). Wchodzą w reakcje z tlenem, wodorem, innymi niemetalami, kwasami.
4. WĘGLOWCE
Główny pierwiastek tej grupy – węgiel, jest składnikiem węgli kopalnych, antracytu, węgla kamiennego, węgla brunatnego i torfu. Ponadto wchodzi w skład milionów związków organicznych. Następny po węglu jest krzem, który w stanie wolnym nie występuje, tworzy natomiast krzemionki i glinokrzemionki. German występuje w nieznacznych ilościach i to jedynie w związkach, dlatego został odkryty stosunkowo późno. Cyna również nie występuje w stanie wolnym, natomiast ołów występuje w niewielkich ilościach w postaci rodzimej. W miarę wzrostu liczby atomowej następuje zmiana własności pierwiastków od niemetalicznych do metalicznych ( węgiel jest niemetalem, krzem i german mają własności półmetaliczne, a cyna i ołów są metalami). Wszystkie węglowce są ciałami stałymi. Węgiel występuje w postaci dwóch krystalicznych odmian alotropowych występujących w przyrodzie: diamentu i grafitu. Krzem i german występują tylko w jednej odmianie krystalicznej, której odpowiada sieć krystaliczna diamentu. Ołów ma sieć przestrzenną typową dla metali. Cyna natomiast ma 3 odmiany alotropowe. Węglowce występują głównie na +IV stopniu utlenienia, ale w związkach z metalami i w metanie węgiel występuje na –IV stopniu utlenienia lub, w CO na +II stopniu utlenienia. Niemetale z 14 grupy tworzą połączenia z metalami tzw. Węgliki i krzemionki. Wchodzą w reakcje z tlenem, wodorem, metalami i innymi niemetalami.
5. AZOTOWCE
Głównym pierwiastkiem znajdującym się w tej grupie jest azot, który występuje w stanie wolnym w powietrzu stanowiąc jego 79%, występuje również w minerałach (saletra chilijska, indyjska, wapniowa) oraz jest składnikiem substancji organicznych (białek, aminokwasów itp.), Następnym pierwiastkiem tej grupy jest fosfor, który nie występuje w stanie wolnym, ale w związkach zawierających ortofosforan wapnia. Arsen, antymon i bizmut są mało rozpowszechnione i występują w niewielkich ilościach w stanie wolnym lub w postaci tlenków i siarczków. Wraz ze wzrostem liczby atomowej maleje elektroujemny (niemetaliczny) charakter azotowców i jednocześnie wzrasta charakter metaliczny. Azotowce występują na –III stopniu utlenienia - w związkach z wodorem i metalami, oraz na +III i +V w związkach z niemetalami. Azot występuje na stopniach utlenienia od –III do +V. Wchodzą w reakcje z tlenem, metalami i z innymi niemetalami.
6. TLENOWCE
Tlen – pierwszy pierwiastek z tej grupy występuje w stanie wolnym w powietrzu, ale również znajduje się w minerałach i w wodzie. Stanowi również składnik tkanek roślinnych i zwierzęcych. Siarka występuje w minerałach i samodzielnych złożach. W minerałach: galen, piryt, blena cynkowa, cynober i chelkopirit. Tlen, siarka, i selen są niemetalami, tellur jest półmetalem a polon metalem. Tlenowce wykazują znaczną reaktywność, malejącą ze wzrostem liczby atomowej. Atomy wszystkich tlenowców posiadają 6 elektronów walencyjnych i oktet otrzymują przez uwspólnienie lub przyłączenie dwóch elektronów. Tlen różni się od pozostałych pierwiastków tej grupy, ponieważ posiada znacznie większą elektroujemność, toteż występuje na ujemnych stopniach utlenienia, głównie –II ( lub –I w nadtlenkach). Pozostałe tlenowce występują oprócz na –II stopniu utlenienia również na +IV i +VI. Wchodzą w reakcje z tlenem, wodorem, i innymi niemetalami.
7. FLUOROWCE
Żaden fluorowiec nie występuje w stanie wolnym. Jest to grupa pierwiastków bardzo reaktywnych o dużej elektroujemności. Atomy fluorowców mają aż 7 elektronów walencyjnych, więc łatwo pobierają elektron przechodząc w aniony. W miarę wzrostu liczby atomowej zwiększa się liczba powłok elektronowych fluorowców. Maleje energia uwalniania przy pobieraniu elektronu, zmniejsza się elektroujemność i w konsekwencji reaktywność. Fluor, najbardziej elektroujemny ze wszystkich pierwiastków, występuje zawsze na –I stopniu utlenienia. Pozostałe fluorowce mogą występować na różnych stopniach utlenienia w przedziale od –I do +VII, a głównie na –I, +I, +III, +V i +VII. Wchodzą w reakcje z metalami, tlenem, wodorem, innymi niemetalami, wodą i roztworem halogenku.
8. HELOWCE
To wszystkie gazy zwane szlachetnymi, ich drobiny są jednoatomowe i występują w powietrzu w niewielkich ilościach. Tworzą trwałe związki tylko w temperaturach bardzo niskich (związki helu nie są znane)
Pierwiastki tzw. Grup głównych, należące do okresu n (n – główna liczba kwantowa ostatniej powłoki atomów pierwiastków w tym okresie), zabudowują podpowłokę (n – 1)d, (n=4, 5, 6) noszą nazwę zewnętrznoprzejściowych:
MIEDZIOWCE
CYNKOWCE
SKANDOWCE
TYTANOWCE
WANADOWCE
CHROMOWCE
MANGANOWCE
ŻELAZOWCE
KOBALTOWCE
NIKLOWCE
Natomiast pierwiastki rozbudowujące podpowłokę (n-2)f, (n=6,7) wewnątrzprzejściowych. Szeregi pierwiastków wewnątrzprzejściowych (lantanowców i aktynowców) są zwykle wyłączone poza tablicę właściwą. Lantanowce tworzą najczęściej trójdodatnie kationy w wyniku utraty dwóch elektronów s i jednego elektronu d. Są, więc typowymi metalami. W bloku f spotykane jest częściej niż w innych blokach zjawisko większego podobieństwa w obrębie okresu niż w obrębie grupy. Widocznie odmienna budowa rdzeni w atomie lantanowca i odpowiedniego aktynowca bardziej wpływa na zróżnicowanie cech tych pierwiastków niż pojawienie się nowego elektronu walencyjnego w trzeciej od zewnątrz powłoce. Wniosek ten wypływa między innymi z porównania stopni utlenienia lantanowców i aktynowców w ich stałych związkach.
Pierwiastek chemiczny, zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej. Atomy danego pierwiastka chemicznego mogą się różnić liczbą neutronów, a zatem i masą jądra. Atomy takie nazywamy izotopami danego pierwiastka. Niektóre pierwiastki chemiczne tworzą odmiany alotropowe (alotropia).
Przemiany jednych pierwiastków w inne zachodzą samorzutnie w przypadku pierwiastków promieniotwórczych (promieniotwórczość naturalna), a w przypadku innych pierwiastków tylko w wyniku bombardowania jąder atomowych wysokoenergetycznymi cząstkami (np. protonami, deuteronami, cząstkami α) lub powolnymi neutronami.
Pierwiastki chemiczne najogólniej dzielimy na metale, niemetale i półmetale. Większość z nich występuje we Wszechświecie w związkach chemicznych lub w postaci mieszaniny izotopów. Natomiast pierwiastki chemiczne o liczbie atomowej większej od 92 otrzymywane są w wyniku sztucznych reakcji jądrowych. Obecnie znanych jest 118 pierwiastków (usystematyzowanych w układzie okresowym pierwiastków chemicznych) odpowiadających liczbom atomowym od 1 do 118.
Metale, dobrze przewodzące ciepło i elektryczność pierwiastki chemiczne, odznaczające się zazwyczaj kowalnością i charakterystycznym połyskiem. Mają najczęściej niską elektroujemność, w reakcjach chemicznych wykazują tendencję do oddawania elektronów. W temperaturze pokojowej wszystkie metale, z wyjątkiem rtęci, występują w stałym stanie skupienia (tworzą tzw. kryształy metaliczne).
Na 111 znanych obecnie pierwiastków 88 stanowią metale. Zależnie od gęstości metale dzieli się na metale lekkie oraz metale ciężkie. Z uwagi na położenie w układzie okresowym pierwiastków (wynikające z budowy ich atomów) można je podzielić na metale grup głównych, wraz z cynkowcami, oraz metale przejściowe.
Półmetale, pierwiastki posiadające charakter pośredni pomiędzy metalami i niemetalami: bor, krzem, german, arsen, antymon, selen, tellur. Półmetale są półprzewodnikami.
Niemetale, niepoprawnie metaloidy, pierwiastki chemiczne będące słabymi przewodnikami elektryczności (izolatorami bądź półprzewodnikami) oraz zazwyczaj również ciepła (wyraźnym wyjątkiem jest tu diament).
Tylko nieliczne pierwiastki występują w przyrodzie w stanie atomowym. Większość wiąże się z innymi atomami, tworząc w ten sposób cząsteczki. Mogą to być cząsteczki pierwiastków, zbudowane z takich samych atomów, albo też cząsteczki związków chemicznych, tworzone przez atomy różnych pierwiastków. Takie zachowanie atomów jest zgodne z ich dążnością do uzyskania konfiguracji elektronów na zewnętrznej powłoce elektronowej, zapewniając im minimum energetyczne i bierność chemiczną. Warunek ten jest spełniony, gdy zewnętrzne orbitale atomowe osiągną konfiguracje elektronową nieaktywnych chemicznie pierwiastków grupy 18. Pożądaną konfigurację atomy uzyskują, wchodząc w kontakt z innymi atomami. Dochodzi wówczas do wzajemnego oddziaływania elektronów walencyjnych tych atomów, a takie oddziaływania noszą nazwę wiązania chemicznego.
Według elektronowej teorii wiązań chemicznych, sformułowanej przez Walthera Kossela i Gilberta Newtona Lewisa w 1916r., reagujące ze sobą atomy dążą do uzupełnienia walencyjnej (zewnętrznej) powłoki elektronowej lub do zredukowania do powłoki najbliższego helowca. Pierwiastki tej grupy mają na powłoce walencyjnej 8 elektronów stanowiących tzw. Oktet elektronowy lub jak w przypadku helu- dublet elektronowy. Sposób, a jaki następuje uzupełnianie lub redukcja elektronów walencyjnych, zależy od elektroujemności danego pierwiastka.
Elektroujemność jest miarą zdolności przyciągania elektronów przez atom danego pierwiastka ( w wiązaniu kowalencyjnym). Ilościowo elektroujemność określa się w liczbach według skali ułożonej przez Linusa Carla Paulinga na podstawie wiązań energii między atomami.
Niska elektroujemność cechuje pierwiastki metaliczne, zaś wysoka niemetale. Zgodnie z tym najbardziej metalicznym pierwiastkiem jest cez o elektroujemności 0,7 (lub sztucznie otrzymywany frans – elektroujemność 0,7), który najsłabiej przyciąga elektrony i łatwo oddaje w kontaktach z innymi atomami. Przeciwnie zachowuje się najbardziej elektroujemny fluor, o elektroujemności 4. pierwiastki metaliczne o niskiej elektroujemności nazywa się pierwiastkami, elektrododatnimi, czyli łatwo oddającymi elektrony. Elektroujemność pierwiastków zależy od ich położenia w układnie okresowym.
Elektroujemność skala paulinga
położenie
Atomy poszczególnych pierwiastków tworzą różną liczbę wiązań, od jednego do ośmiu. Liczba wiązań chemicznych, które tworzy atom danego pierwiastka w cząsteczce związku chemicznego, jest nazywana wartościowością formalną. Pierwiastki mogą zmieniać wartościowość w zależności od partnera, z którym tworzy związek chemiczny, lub z zależności od warunków przeprowadzania reakcji ( większość pierwiastków wykazuje zmienną wartościowość).
Podstawę współczesnego układu pierwiastków stanowi ich konfiguracja elektronowa wyznaczająca podział na bloki: s, p, d, f.
- Blok s obejmuje pierwiastki grupy 1 i 2. Atomy tych pierwiastków w zewnętrznej powłoce elektronowej n mają tylko jedną podpowłokę (orbital) s zapełnioną jednym (s1) lub dwoma elektronami (s2)
- Blok p obejmuje pierwiastki grup od 13 do 18. Zewnętrzna powłoka elektronowa n atomów tych pierwiastków składa się z dwóch podpowłok (orbiitali): zapełnionej podpowłoki s (s2) i podpowłoki p, zawierającej od 1 do 6 elektronów (od p1 do p6)
- Pierwiastki grupy 18, kończące kolejne okresy układu, maja zapełnione podpowłoki s (s2 – w przypadku helu) lub podpowłoki s i p (s2p6 – pozostałe pierwiastki grupy)
- Blok d obejmuje pierwiastki grup od 3 do 12. atomy tych pierwiastków w zewnętrznej powłoce elektronowej n mają jedną podpowłokę s zajętą przez 1 lub 2 elektrony. Kolejne elektrony uzupełniają wewnętrzną (n – 1) podpowłokę d, która może przyjąć od 1 do 10 elektronów (od d1 do d10).
- Blok f tworzą lantanowce i aktynowce. W atomach tych pierwiastków, przy zapełnionych powłokach zewnętrznych, kolejne elektrony umieszczone są na wewnętrznej (n – 2) podpowłoce f, tworząc konfiguracje elektronową ( od f4 do f14).
Okresowość fizycznych i chemicznych właściwości pierwiastków spowodowana jest regularnym powtarzaniem się analogicznych konfiguracji walencyjnych. O strukturze układu okresowego decyduje kolejność zapełniania elektronami poszczególnych powłok i podpowłok. Pierwiastki o wspólnej konfiguracji walencyjnej, tworzące grupę, mają zbliżone własności chemiczne. Niewielkie różnice we właściwościach tych pierwiastków uwarunkowane są odmienną budową rdzenia. Wynika z tąd wniosek o dominującym wpływie elektronów walencyjnych na właściwości pierwiastków i drugi wniosek, że budowa rdzenia nie pozostaje bez wpływu na cechy chemiczne, ale wpływ ten jest wielokrotnie słabszy. Masy atomowe pierwiastków nie zmieniają się w sposób okresowy, jak inne właściwości, praktycznie, bowiem nie zależą od liczby elektronów tylko od jądra.
Zmiany wartości promieni atomowych następują periodycznie, mimo że masa atomowa stale wrasta niemal liniowo. Masa atomowa jest, bowiem uzależniona od składu jądra. O objętości atomu decyduje, zatem czynnik zupełnie inny niż masa. W miarę przybywania elektronów rośnie ładunek jądra +Z, elektrony są coraz silniej przyciągane przez jądro i kurczą się rozmiary chmury elektronowej. Dlatego w obrębie okresu następuje systematyczne zmniejszanie się promieni atomowych. Ponowny wzrost promienia atomowego w atomie pierwiastka rozpoczynającego okres jest wywołany pojawieniem się nowej powłoki elektronowej.
Układ Okresowy nie jest układem zamkniętym, ponieważ przewiduje się miejsca dla dalszych pierwiastków, które mogą być w przyszłości odkryte, czy tez wytworzone sztucznie.